Download - Ã-cido Base pH
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Ácido-Base
MARIA GLORIA QUISPE TORRES
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CaracterísticasÁCIDOSÁCIDOS::
Tienen sabor agrio. Son corrosivos para la piel. Enrojecen ciertos
colorantes vegetales. Disuelven sustancias Atacan a los metales
desprendiendo H2. Pierden sus propiedades al
reaccionar con bases.
BASESBASES:: Tiene sabor amargo. Suaves al tacto pero
corrosivos con la piel. Dan color azul a ciertos
colorantes vegetales. Precipitan sustancias
disueltas por ácidos. Disuelven grasas. Pierden sus propiedades al
reaccionar con ácidos.
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Definición de Arrhenius Publica en 1887 su teoría de
““disociación iónica”disociación iónica”.* Hay sustancias (electrolitos) que en disolución se
disocian en cationes y aniones. ÁCIDO:ÁCIDO: Sustancia que en disolución acuosa
disocia cationes H+. BASE:BASE: Sustancia que en disolución acuosa
disocia aniones OH–.
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Disociación ÁCIDOS: AH (en disolución acuosa) A– + H+
Ejemplos: * HCl (en disolución acuosa) Cl– + H+
* H2SO4 (en disolución acuosa) SO42– + 2 H+
BASES: BOH (en disolución acuosa) B + + OH–
Ejemplo: * NaOH (en disolución acuosa) Na+ + OH–
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Neutralización Se produce al reaccionar un ácido con una
base por formación de agua: H+ + OH– — H2O El anión que se disoció del ácido y el catión
que se disoció de la base quedan en disolución inalterados (sal disociada):
NaOH +HCl — H2O + NaCl (Na+ + Cl–)
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Teoría de Brönsted-Lowry.
ÁCIDOS: “Sustancia que en disolución cede H+”.
BASES: “Sustancia que en disolución acepta H+”.
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Par Ácido/base conjugado Siempre que una sustancia se comporta como
ácido (cede H+) hay otra que se comporta como base (captura dichos H+).
Cuando un ácido pierde H+ se convierte en su “base conjugada” y cuando una base captura H+ se convierte en su “ácido conjugado”.
ÁCIDO (HA) BASE CONJ. (A–)– H+
+ H+
BASE (B) ÁC. CONJ. (HB+)+ H+
– H+
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Ejemplo de par Ácido/base conjugado
Disociación de un ácido: HCl (g) + H2O (l) H3O+(ac) + Cl– (ac) En este caso el H2O actúa como base y el HCl al
perder el H+ se transforma en Cl– (base conjugada)Disociación de una base: NH3 (g) + H2O (l) NH4
+ + OH–
En este caso el H2O actúa como ácido pues cede H+ al NH3 que se transforma en NH4
+ (ácido conjugado)
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Teoría de Lewis ()ÁCIDOS:ÁCIDOS: “Sustancia que contiene al menos un átomo
capaz de aceptar un par de electrones y formar un enlace covalente coordinado”.
BASES:BASES: “Sustancia que contiene al menos un átomo
capaz de aportar un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado”.
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Teoría de Lewis (Ejemplos) HCl (g) + H2O (l) H3O+(ac) + Cl– (ac)
En este caso el HCl es un ácido porque contiene un átomo (de H) que al disociarse y quedar como H+ va a aceptar un par de electrones del H2O formando un enlace covalente coordinado (H3O+).
NH3 (g) + H2O (l) NH4+ + OH–
En este caso el NH3 es una base porque contiene un átomo (de N) capaz de aportar un par de electrones en la formación del enlace covalente coordinado (NH4
+).
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Teoría de Lewis (cont.) De esta manera, sustancias que no tienen átomos
de hidrógeno, como el AlCl3 pueden actuar como ácidos:
AlCl3 + :NH3 Cl3Al:NH3 Cl H Cl H
| | | | Cl–Al + : N–H Cl–AlN–H | | | | Cl H Cl H
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Equilibrio de ionización del agua. La experiencia demuestra que el agua tiene una
pequeña conductividad eléctrica lo que indica que está parcialmente disociado en iones:
2 H2O (l) H3O+(ac) + OH– (ac) H3O+ · OH–
Kc = —————— H2O2
Como H2O es constante por tratarse de un líquido, llamaremos Kw = Kc · H2O2
conocido como “producto iónico del aguaproducto iónico del agua”
[ ]× [ ] -w 3K H O OH
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Concepto de pH. El valor de dicho producto iónico del agua es:
KW (25ºC) = 10–14 M2
En el caso del agua pura: ———–
H3O+ = OH– = 10–14 M2 = 10–7 M Se denomina pH a:
Y para el caso de agua pura, como H3O+=10–7 M: pH = – log 10–7 = 7
3pH log [H O ]
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Tipos de disoluciones Ácidas: H3O+ > 10–7 M pH < 7 Básicas: H3O+ < 10–7 M pH > 7 Neutras: H3O+ = 10–7 M pH = 7 En todos los casos: Kw = H3O+ · OH– luego si H3O+ aumenta (disociación de un ácido),
entonces OH– debe disminuir para que el producto de ambas concentraciones continúe valiendo 10–14 M2
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Gráfica de pH en sustancias comunes
ÁCIDO BÁSICO
141 2 3 4 6 8 9 10 11 12 135 7
Zumo de limón Cerveza
LecheSangre
Agua marAmoniaco
Agua destilada
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Concepto de pOH. A veces se usa este otro concepto, casi idéntico al
de pH:
Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14 M2
Aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos:
pH + pOH = 14 para una temperatura de 25ºC.
pOH log [OH ]
17Ejemplo: El pH de una disolución acuosa
es 12,6. ¿Cual será la OH– y el pOH a la temperatura de 25ºC?
pH = – log H3O+ = 12,6, de donde se deduce que: H3O+ = 10–pH = 10–12,6 M = 2,5 · 102,5 · 10–13–13 M M
Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14 M2
entonces: KW 10–14 M2
OH– = ——— = —————— = 0,04 M0,04 M H3O+ 2,5 · 10–13 M
pOH = – log OH– = – log 0,04 M = 1,41,4 Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 = 14
18 Ejercicio A: Una disolución de ácido sulfú-rico tiene unadensidad de 1,2 g/ml y una riqueza del 20 % en peso. a)a) Calcule su concentración expresada en moles/litro y en gramos/litro. b)b) Calcule el pH de una disolución preparada diluyendo mil veces la anterior.
a)a) ms ms% = —— x 100 = ——— x 100 mdn Vdn x d
ms % x d 20 x 1,2 gconc (g/L) = —— = —— = ————— = 240 g/L240 g/L
Vdn 100 10–3 L x 100
ns ms conc(g/L) 240 g/L Molaridad = —— = ——— = ———— = ————
Vdn Vdn x Ms Ms 98 g/mol
Molaridad = 2,45 mol/L2,45 mol/L
b) b) pH = –log [H3O+] = –log (2 x 2,45x10–3 M) = 2,352,35
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Electrolitos fuertes y débiles Electrolitos fuertesElectrolitos fuertes: (: ())
Están totalmente disociados* Ejemplos: HCl (ac) Cl– + H+
NaOH (ac) Na+ + OH–
Electrolitos débilesElectrolitos débiles: (: ()) Están disociados parcialmente
* Ejemplos: CH3–COOH (ac) CH3–COO– + H+
NH3 (ac)+ H2O NH4+ + OH–
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Electrolitos fuertes y débiles
[A–] [H+]
[H+][A–]
[HA][HA]
Ácido fuerte
[HA]
Ácido débil
21Ejemplo: Justifica porqué el ión HCO3–
actúa como ácido frente al NaOH y como base frente al HCl.
El NaOH proporciona OH– a la disolución: NaOH (ac) Na+ + OH–
por lo que HCO3– + OH– CO3
2– + H2O es decir, el ión HCO3
– actúa como ácido.
El HCl proporciona H+ a la disolución: HCl (ac) H+ + Cl–
por lo que HCO3– + H+ H2CO3
(CO2 + H2O) es decir, el ión HCOel ión HCO33
– – actúa como baseactúa como base.
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Fuerza de ácidos. En disoluciones acuosas diluidas (H2O
constante) la fuerza de un ácido HA depende de la constante de equilibrio:
HA + H2O A– + H3O+ A– · H3O+ A– · H3O+Kc = —————— Kc · H2O = —————— HA · H2O HA
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2[ ] [ ]
[ ][ ]C a
A H OK H O KHA
constante de disociación
(K acidez)
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Fuerza de ácidos (cont.). Según el valor de Ka hablaremos de ácidos fuertes
o débiles: Si Ka > 100 El ácido es fuertefuerte y estará disociado
casi en su totalidad. Si Ka < 1 El ácido es débildébil y estará sólo
parcialmente disociado. Por ejemplo, el ácido acético (CH3–COOH) es un
ácido débil ya que su Ka = 1,8 · 10–5 M
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Ácidos polipróticos Son aquellos que pueden ceder más de un H+. Por ejemplo
el H2CO3 es diprótico. Existen pues, tantos equilibrios como H+ disocie: H2CO3
+ H2O HCO3– + H3O+
HCO3– + H2O CO3
2– + H3O+ HCO3
– · H3O+ CO32– · H3O+
Ka1 = ———————— Ka2 = ——————— H2CO3 HCO3
– Ka1 = 4,5 · 10–7 M Ka2 = 5,7· 10–11 M La constantes sucesivas siempre van disminuyendo.
25Ejemplo: Sabiendo que las constantes de acidez del ácido fosfórico son: Ka1 = 7,5 x 10–3, Ka2 = 6,2 x 10–8 y Ka3 = 2,2 x 10–13, calcular las concentraciones de los iones H3O+, H2PO4
–, HPO4
2– y PO43– en una disolución de H3PO4
0,08M. Equilibrio 1: H3PO4 + H2O H2PO4
– + H3O+ c. in.(mol/l): 0,08 0 0c. eq.(mol/l): 0,08 – x x x
x = 0,021
232 4 3
13 4
[ ] [ ]7,5 10
[ ] 0,08aH PO H O xK M
H PO x
2 4 3[ ] [ ] 0,021H PO H O M
26Equilibrio 2: H2PO4
– + H2O HPO42– + H3O+
c. in.(mol/l): 0,021 0 0,021c. eq.(mol/l): 0,021 – y y 0,021 + y
y = 6,2 x 10–8 M
Equilibrio 3: HPO42– + H2O PO4
3– + H3O+
c. in.(mol/l): 6,2 x 10–8 0 0,021c. eq.(mol/l): 6,2 x 10–8– z z 0,021 + z
z = 6,5 x 10–19 M
284 3
22 4
[ ] [ ] (0,021 ) 0,021 6,2 100,021 0,021[ ]a
HPO H O y y yK MyH PO
2 84[ ] 6,2 10HPO M
133 4 3
2 2 8 84
[ ] [ ] (0,021 ) 0,021 2,2 10[ ] 6,2 10 6,2 10a
H PO H O z z zK MHPO z
3 194[ ] 6,5 10PO M
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Fuerza de bases. En disoluciones acuosas diluidas (H2O
constante) la fuerza de una base BOH depende de la constante de equilibrio:
B + H2O BH+ + OH–
BH+ x OH– BH+ x OH– Kc = —————— Kc x H2O = —————— B x H2O B
2[ ] [ ][ ]
[ ]C bBH OHK H O K
B (K basicidad)
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Fuerza de ácidos y bases (pK)
Al igual que el pH se denomina pK a:
pKa= – log Ka ; pKb= – log Kb
Cuanto mayor es el valor de Ka o Kb
mayor es la fuerza del ácido o de la base. Igualmente, cuanto mayor es el valor de pKa o pKb
menor es la fuerza del ácido o de la base.
29Ejemplo: Determinar el pH y el pOH de una disolución 0,2 M de NH3 sabiendo que Kb (25ºC) = 1,8 · 10–5 M
Equilibrio: NH3 + H2O NH4+
+ OH–
conc. in.(mol/l): 0,2 0 0 conc. eq.(mol/l): 0,2 – x x x NH4
+ x OH– x2 Kb = ——————— = ——— = 1,8 x 10–5 M NH3 0,2 – x
De donde se deduce que x = OH– = 1,9 x 10–3 M
pOH = – log OH– = – log 1,9 x 10–3 = 2,722,72
pH = 14 – pOH = 14 – 2,72 = 11,2811,28
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Relación entre Ka y Kb conjugada
Equilibrio de disociación de un ácido: HA + H2O A– + H3O+ Reacción de la base conjugada con el agua: A– + H2O HA + OH– A– x H3O+ HA x OH–
Ka = —————— ; Kb = —————— HA A–
A– x H3O+ x HA x OH– Ka x Kb = ———————————— = KW HA x A–
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Relación entre Ka y Kb conjugada (cont.).
En la práctica, esta relación (Ka x Kb = KW) significa que:
Si un ácido es fuerte su base conjugada es débil. Si un ácido es débil su base conjugada es fuerte. A la constante del ácido o base conjugada en la
reacción con el agua se le suele llamar constante de hidrólisis (Kh).
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Ejemplo: Calcular la Kb del KCN si sabemos que la Ka del HCN vale 4,9 · 10–10 M.
El HCN es un ácido débil (constante muy pequeña). Por tanto, su base conjugada, el CN–, será una base relativamente fuerte. Su reacción con el agua será:
CN– + H2O HCN + OH– KW 10–14 M2
Kb = —— = —————— = 2,0 x 10–5 M Ka 4,9 x 10–10 M
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Hidrólisis de sales Es la reacción de los iones de una sal con el agua. Sólo es apreciable cuando estos iones proceden de
un ácido o una base débil: Hidrólisis ácida (de un catión): NH4
+ + H2O NH3 + H3O+
Hidrólisis básica (de un anión): CH3–COO– + H2O CH3–COOH + OH–
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Tipos de hidrólisis. Según procedan el catión y el anión de un ácido o una
base fuerte o débil, las sales se clasifican en: Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.
* Ejemplo: NaCl Sales procedentes de ácido débil y base fuerte.
* Ejemplo: NaCN Sales procedentes de ácido fuerte y base débil.
* Ejemplo: NH4Cl Sales procedentes de ácido débil y base débil.
* Ejemplo: NH4CN
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Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.
Ejemplo: NaClEjemplo: NaCl NO SE PRODUCE HIDRÓLISIS ya que tanto
el NaNa++ que es un ácido muy débil como el ClCl–– que es una base muy débil apenas reaccionan con agua. Es decir los equilibrios:
Na+ + 2 H2O NaOH + H3O+ Cl– + H2O HCl + OH– están muy desplazado hacia la izquierda.
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Sales procedentes de ácido débil y base fuerte.
Ejemplo: NaEjemplo: Na++CHCH33–COO–COO––
SE PRODUCE HIDRÓLISIS BÁSICA ya que el NaNa++ es un ácido muy débil y apenas reacciona con agua, pero el CHCH33–COO–COO–– es una base fuerte y si reacciona con ésta de forma significativa:
CH3–COO– + H2O CH3–COOH + OH– lo que provoca que el pH > 7 (dis. básica).
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Sales procedentes de ácido fuerte y base débil.
Ejemplo: NHEjemplo: NH44ClCl SE PRODUCE HIDRÓLISIS ÁCIDA ya
que el NHNH44+ es un ácido relativamente fuerte y
reacciona con agua mientras que el ClCl–– es una base débil y no lo hace de forma significativa:
NH4+ + H2O NH3
+ H3O+
lo que provoca que el pH < 7 (dis. ácida).
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Sales procedentes de ácido débil y base débil.
Ejemplo: NHEjemplo: NH44CNCN En este caso tanto el catión NHNH44
++ como el anión
CNCN–– se hidrolizan y la disolución será ácida o básica según qué ion se hidrolice en mayor grado.
Como Kb(CN–) = 2 · 10–5 M yKa(NH4
+) = 5,6 · 10–10 M , en este caso, la disolución es básica ya que Kb(CN–) es mayor que Ka(NH4
+)
39Ejemplo: Sabiendo que Ka (HCN) = 4,0 · 10–10
M, calcular el pH y el grado de hidrólisis de una disolución acuosa de NaCN 0,01 M.
La reacción de hidrólisis será: CN– + H2O HCN + OH–
HCN · OH– KWKh(CN–) = —————— = —————— = CN– 4,0 · 10–10 M
1 · 10–14 M2
Kh(CN–) = —————— = 2,5 · 10–5 M 4,0 · 10–10 M
40Ejemplo: Sabiendo que Ka (HCN) = 4,0 · 10–10
M, calcular el pH y el grado de hidrólisis de una disolución acuosa de NaCN 0,01 M.
CN– + H2O HCN + OH–
Conc inin. (M) 0,01 0 0 Conc equil. (M) 0,01(1–) 0,01 0,01 HCN x OH– (0,01 )2 M2
2,5 · 10–5 M = —————— = —————— CN– 0,01(1–) M
Despreciando frente a 1, se obtiene que = 0,05 = 0,05 KW 10–14 M2
H3O+ = ——— = —————— = 2,0 x 10–11 M OH– 0,01 M x 0,05
pH = – log H3O+ = – log 2,0 x 10–11 M = 10,710,7
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Disoluciones amortiguadoras (tampón) Son capaces de mantener el pH después de añadir
pequeñas cantidades tanto de ácido como de base. Están formadas por:
Disoluciones de ácido débil + sal de dicho ácido débil con catión neutro:* Ejemplo: ácido acético + acetato de sodio.
Disoluciones de base débil + sal de dicha base débil con anión neutro:* Ejemplo: amoniaco y cloruro de amonio.
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Variación del pH al añadir pequeñas cantidades de NaOH o HCl
43Ejemplo: Calcular el pH de una disolución
tampón formada por una concentración 0,2 M de ácido acético y 0,2 M de acetato de sodio. Ka (CH3–COOH) = 1,8 · 10–5 M.
El acetato está totalmente disociado: CH3–COONa CH3–COO– + Na+
El ácido acético se encuentra en equilibrio con su base conjugada (acetato):
H2O + CH3–COOH CH3–COO– + H3O+
cin (M) 0,2 0,2 0 ceq (M) 0,2 – x 0,2 + x x
44Ejemplo: Calcular el pH de una disolución
tampón formada por una concentración0,2 M de ácido acético y 0,2 M de acetato de sodio. Ka (CH3–COOH) = 1,8 · 10–5 M
CH3–COO– · H3O+ (0,2+x) · x M2 1,8 · 10–5 M = ————————— = —————— CH3–COOH (0,2 – x) M
De donde se deduce que: x = H3O+ = 1,8 · 10–5 M
pH = – log H3O+ = 4,744,74
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Indicadores de pH (ácido- base)
Son sustancias que cambian de color al pasar de la forma ácida a la básica:
HIn + H2O In– + H3O+
forma ácida forma básica El cambio de color se considera apreciable
cuando [HIn] > 10·[In–] o [HIn]< 1/10·[In–] In– · H3O+ HIn
Ka = —————— H3O+ = Ka · ——— HIn In–
pH = pKa + log In– / HIn = pKa 1
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Algunos indicadores de pH
Indicador Color forma ácida
Color forma básica
Zona de viraje (pH)
Violeta de metilo Amarillo Violeta 0-2
Rojo Congo Azul Rojo 3-5
Rojo de metilo Rojo Amarillo 4-6
Tornasol Rojo Azul 6-8
Fenolftaleína Incoloro Rosa 8-10
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